Cinétique et catalyse

Introduction

La cinétique chimique étudie la vitesse des réactions chimiques et les facteurs qui l'influencent. Une réaction thermodynamiquement favorable peut être très lente (rouille du fer) ou quasi instantanée (combustion).

1. Vitesse de réaction

Pour une réaction $aA + bB \to cC + dD$, la vitesse volumique de formation d'un produit $P$ est :

$v = \frac{1}{\nu_P} \cdot \frac{d[P]}{dt}$

où $\nu_P$ est le coefficient stœchiométrique algébrique (positif pour les produits, négatif pour les réactifs).

Unité : $\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}$.

2. Facteurs cinétiques

• Concentration : plus les réactifs sont concentrés, plus les chocs efficaces sont nombreux → $v$ augmente.
• Température : une élévation de 10 °C double souvent la vitesse (loi empirique d'Arrhenius).
• Surface de contact (pour solides) : poudre > morceau compact.
• Solvant et éclairement (réactions photochimiques).

3. Loi d'Arrhenius

$k = A \cdot e^{-E_a / (RT)}$

où $E_a$ est l'énergie d'activation (J/mol), $R = 8{,}314 \text{ J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}$, $T$ en kelvins.

4. Catalyse

Un catalyseur accélère une réaction sans apparaître dans le bilan : il abaisse $E_a$ en proposant un chemin réactionnel alternatif.

• Homogène : même phase que les réactifs (ex. H⁺ pour estérification).
• Hétérogène : phase différente (platine dans pots catalytiques).
• Enzymatique : protéines (lipases, amylases) — très sélectives.

5. Temps de demi-réaction

$t_{1/2}$ : durée au bout de laquelle la moitié du réactif limitant a réagi. Pour une cinétique d'ordre 1 : $t_{1/2} = \ln 2 / k$, indépendant de la concentration initiale.

6. Suivi expérimental

• Spectrophotométrie (loi de Beer-Lambert : $A = \varepsilon \ell c$)
• Conductimétrie (suivi d'ions)
• pH-métrie, manométrie (gaz).

À retenir

• $v = \frac{d[P]}{dt}$, exprimée en mol·L⁻¹·s⁻¹.
• T, [réactifs], catalyseur, surface de contact = leviers cinétiques.
• Catalyseur ↓ Eₐ, ne déplace pas l'équilibre.